SKKN các phương pháp lập công thức phân tử của hợp chất hữu cơ dành cho học sinh THCS

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO NAM ĐỊNH
TRƯỜNG PTTH NGUYỄN KHUYẾN

*************

MÔN HÓA HỌC

Giáo viên

: Trần Thùy

Linh
Trường THPT : Nguyễn Khuyến
Năm học
: 2014 - 2015

I. ĐẶT VẤN ĐỀ:
1


Trong thời đại khoa học thông tin ngày nay đòi
hỏi con người phải có một trình độ khoa học nhất
định. Vì vậy mục tiêu của giáo dục đào tạo là bồi
dưỡng con người trở thành lao động có tư duy sáng
tạo và xử lí thông tin một cách nhanh chóng, chính
xác và khoa học. Để đạt được điều đó hơn bao giờ hết
chúng ta cần phải chú ý nâng cao chất lượng học tập
của học sinh ở trường phổ thông.
Môn Hoá Học ở trường phổ thông có một vị trí và
ý nghĩa rất quan trọng đối với việc giáo dục thế hệ
trẻ. Bước đầu hình thành cho học sinh những khái

niệm về hoá học và sự biến đổi về tính chất của các
chất. Giúp cho học sinh hiểu được hoá học có ý nghĩa
rất quan trọng trong đời sống xã hội, từ đó có cái
nhìn và thái độ đúng đắn đối với môn học.
Với xu hướng phát triển của giáo dục hiện nay
đối với nhiều bộ môn nói chung và bộ môn hoá học nói
riêng là tăng cường việc kiểm tra trắc nghiệm trong
việc đánh giá kết quả học sinh. Vì vậy việc định
dạng bài tập để chọn ra cách giải nhanh các bài tập
để chọn ra cách giải nhanh các bài tập hoá học là
hết sức cần thiết.
Với đặc điểm của học sinh lớp 9, mới bắt đầu
tiếp xúc với phân môn Hoá học hữu cơ nên việc định
dạng bài tập để tìm ra hướng giải đúng và nhanh là
hết sức khó khăn đối với học sinh. Trước thực tế đó
qua kinh nghiệm của nhiều năm giảng dạy tôi đã đúc
kết và rút ra kinh nghiệm và viết nên đề tài “Các
phương pháp lập công thức phân tử của hợp chất hữu
cơ dành cho học sinh THCS”.
II. CƠ SỞ LÝ LUẬN:
Theo nghị quyết hội nghị lần thứ IV Ban chấp
hành Trung ương Đảng Cộng sản Việt Nam (khoá VII,
1993) đã chỉ rõ: Mục tiêu giáo dục - đào tạo phải
hướng vào đào tạo những con người lao động, tự chủ,
sáng tạo, có năng lực giải quyết những vấn đề thường
gặp, qua đó mà góp phần tích cực thực hiện mục tiêu
lớn của đất nước là dân giàu, nước mạnh, xã hội công
bằng, dân chủ, văn minh. Về phương pháp giáo dục,
phải khuyến khích tự học, phải áp dụng những phương
pháp giáo dục hiện đại để bồi dưỡng cho học sinh

2


năng lực tư duy sáng tạo, năng lực giải quyết vấn
đề.
Nghị quyết hội nghị lần thứ II Ban chấp hành
Trung ương Đảng Cộng sản Việt Nam (khoá VIII, 1997)
tiếp tục khẳng định: “Phải đổi mới phương pháp giáo
dục đào tạo, khắc phục lối truyền thụ một chiều, rèn
luyện thành nếp tư duy sáng tạo của người học. Từng
bước áp dụng các phương pháp tiên tiến và phương
tiện hiện đại vào quá trình dạy học, bảo đảm điều
kiện và thời gian tự học, tự nghiên cứu cho học
sinh, nhất là sinh viên đại học”.
Các quan điểm trên đây đã được pháp chế hoá
trong luật giáo dục (2005). Điều 28.2 viết: “Phương
pháp giáo dục phổ thông phải phát huy tính tích cực,
tự giác, chủ động, sáng tạo của học sinh, phù hợp
với đặc điểm của từng lớp học, môn học, bồi dưỡng
phương pháp tự học, rèn luyện kĩ năng vận dụng kiến
thức vào thực tiễn, tác động đến tình cảm, đem lại
niềm vui hứng thú học tập cho học sinh”.
III. CƠ SỞ THỰC TIỄN:
Bài tập Hoá học hữu cơ là một bài tập khó đặc
biệt là bài tập lập công thức phân tử hợp chất hữu
cơ cho học sinh trung học cơ sở. Thế nhưng, trong
nội dung của chương trình học không có một tiết học
riêng giới thiệu về cách lập công thức phân tử hợp
chất hữu cơ. Do đó việc nhận dạng, định hướng và tìm
ra phương pháp giải là một vấn đề hết sức khó khăn

đối với học sinh nhất là học sinh có sức học trung
bình, yếu, kém. Xuất phát từ thực tế đó qua kinh
nghiệm giảng dạy tôi đã rút ra những kinh nghiệm và
viết nên đề tài với mong muốn giải quyết được những
khó khăn đối với học sinh, kích thích học sinh có
lòng yêu thích môn học hơn nữa.
Tuỳ vào điều kiện thời gian và mức độ nhận thức
của học sinh giáo viên có thể chọn những nội dung
phù hợp nhất để truyền đạt đến học sinh. Đề tài này
có thể được vận dụng trong các tiết luyện tập, tiết
học tự chọn hay bồi dưỡng học sinh giỏi.
IV. NỘI DUNG NGHIÊN CỨU:
Thông qua kinh nghiệm của quá trình giảng dạy và
nghiên cứu tài liệu tôi có thể chia các bài tập lập
3


công thức phân tử của hợp chất hữu cơ thành ba dạng
lớn.
V. KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU:
Qua thực nghiệm của nhiều năm giảng dạy bộ môn
hoá học 9 đặc biệt là phân môn hoá học hữu cơ tôi
nhận thấy rằng: Khi truyền đạt nội dung của các
phương pháp này đến với học sinh tôi nhận thấy rằng
tỷ lệ học sinh tiếp thu bài và giải được bài tập lập
công thức phân tử hợp chất hữu cơ cao hơn so với lúc
trước khi chưa truyền đạt phương pháp. Học sinh có
hứng thú với các dạng bài tập này đặc biệt đối với
học sinh khá, giỏi.
Phương pháp này đặc biệt có hiệu quả trong những

tiết học tự chọn trong các chương trình bám sát dành
cho học sinh trung bình, yếu và trong các giờ học
nâng cao dành cho học sinh khá, giỏi.
VI. KẾT LUẬN:
Hoá học đặc biệt là hoá học hữu cơ là một môn
học khó đối với học sinh trung học cơ sở. Nội dung
bài tập nhiều dạng nhưng không có một bài học về
phương pháp cụ thể đó là một khó khăn rất lớn đối
với học sinh. Với những trăn trở đó qua thực tế
nhiều năm giảng dạy và tìm hiểu tư liệu tôi đã rút
ra một số phương pháp giải bài toán lập công thức
phân tử hợp chất hữu cơ, định hướng, nhận dạng tìm
ra cách giải một cách nhanh nhất để giúp học sinh
không còn cảm thấy khó khăn khi học hoá hữu cơ.
Để thực hiện tốt đề tài này cần có tiết học tự
chọn với các mức độ bám sát dành cho học sinh trung
bình và yếu và nâng cao dành cho học sinh khá, giỏi
thì đề tài sẽ đạt được hiệu quả cao hơn. Đề tài này
cũng có thể áp dụng trong việc bồi dưỡng học sinh
giỏi.
Đề tài này được viết và được áp dụng cho
nhiều đối tượng học sinh nên khi áp dụng đề tài tuỳ
vào đối tượng học sinh giáo viên chọn lọc các trường
hợp để giảng dạy cho phù hợp.
Do thời gian giảng dạy chưa nhiều, tư liệu còn
thiếu thốn cho nên đề tài không tránh khỏi những
thiếu sót, rất mong bạn đọc góp ý để đề tài ngày một
hoàn thiện hơn.
4

VII. TÀI LIỆU THAM KHẢO:
1. Tài liệu bồi dưỡng thường xuyên cho giáo viên
THCS chu kỳ III (2004-2007) môn Hoá học – Nhà xuất
bản Giáo dục.
2. Phương pháp giải bài tập hoá học 11 – Tác
giả: Võ Tường Huy – Nhà xuất bản trẻ 1997.
3. Phương pháp giải nhanh bài tập hoá hữu cơ –
Tác giả: Đỗ Xuân Hưng – Nhà xuất bản Đại học quốc
gia Hà Nội 2008.
4. Hoá học 9 – Tác giả: Lê Xuân Trọng – Cao Thị
Thặng – Ngô Văn Vụ - Nhà xuất bản Giáo dục 2005.

5


VIII. MỤC LỤC
TT

Nội dung

Trang

1

Đặt vấn đề

1

2

Cơ sở lí luận

1

3

Cơ sở thực tiễn

2

4

Nội dung nghiên cứu

2

5

Kết quả nghiên cứu

19

6

Kết luận

19

7

Tài liệu tham khảo

20

8

Mục lục

21

NHỮNG CHỮ VIẾT TẮT VÀ KÍ HIỆU
Viết tắt
6

Kí hiệu


phương trình hoá học

PTHH

nguyên tử khối

NTK

nguyên tử khối trung bình

A
A

phân tử khối

PTK

M

phân tử khối trung bình

to

nhiệt độ

o
t nc

nhiệt độ nóng chảy

t so

nhiệt độ sôi

m

khối lượng

n

số mol

%

phần trăm

C%

nồng độ phần trăm

CM

nồng độ mol
phản ứng

PƯ

tác dụng

t.d

dung dịch

đ

hỗn hợp

hh

xúc tác

xt

kim loại

KL

công thức phân tử

CTPT

công thức cấu tạo

CTCT

ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
7


I. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA KIM LOẠI
Các eclectron hoá trị của nguyên tử kim loại liên kết yếu với hạt nhân
nguyên tử, do đó kim loại dễ nhường electron để tạo thành ion dương (cation
kim loại).
M



M n +

ne

Vì vậy, các kim loại đều là chất khử, đều có khả năng tác dụng với nhiều
chất khác nhau như tác dụng với đơn chất là các phi kim, tác dụng với các
hợp chất như nước, axít, muối và những chất õi hoá khác.
Kết luận: Tính chất hoá học đặc trưng của kim loại là tính khử.
1. Tác dụng với phi kim
a) Tác dụng với oxi
Xét trên dãy điện hoá của kim loại:
K, Na, Mg, Al

Zn, Fe, Ni, Pb(Cu, Hg)

Ag, Pt, Hg

Phản ứng khi nung

Không phản ứng

Phản ứng không cần điều kiện

b) Tác dụng với lưu huỳnh
Kim loại tác dụng với lưu huỳnh khi đun nóng (trừ Hg tác dụng ở điều
kiện bình thường) tạo ra các sunfua kim loại.
c) Tác dụng với clo
Tất cả các kim loại đều tác dụng được với clo tạo ra muối clorua, trong
đó kim loại có số oxi hoá cao nhất.
Kết luận: Khi tính kim loại giảm, phản ứng với phi kim càng khó khăn
và càng cần phải đun nóng.
2. Tác dụng với hợp chất
a) Tác dụng với nước
- Các kim loại từ Al trở về đầu dãy điện hoá của kim loại tác dụng được

với H2O ở điều kiện thường.
- Mg và Al thực tế coi như không tác dụng với H2O do phản ứng sinhh ra
Mg(OH)2 và Al(OH)3 bám trên bề mặt kim loại tạo ra lớp màng ngăn cách
kim loại với nước.
8


- Một số kim loại đứng sau Al tác dụng được với H2O ở nhiệt độ cao:
xM(Mn, Zn, Cr, Fe) + yH2O
Fe + H2O
3Fe + 4H2O

>
570oC

200 500oC

MxOy + yH2

FeO + H2

<
570oC

FeO + H2

b) Tác dụng với axit
- Với dung dịch HCl:
● Kim loại đứng trước H (trong dãy hoạt động hoá học của kim loại) tạo
muối clorua trong đó kim loại có số oxi hoá thấp và giải phóng H2.

● Chì chỉ phản ứng với axit HCL khi đun nóng. Về nguyên tắc Pb đứng
trước H nên phản ứng được với axit HCl:
Pb + 2HCl → PbCl2 ↓ + H2
Kết tủa PbCl2 ngăn cản phản ứng tiếp diễn. Nếu đun nóng thì PbCl2 tan
hoặc trong axit HCL đặc sẽ tạo phức theo phản ứng:
PbCl2

+ 2HCl  H2 [PbCl2]

(Trong dung dịch HCl 10%, độ tan của PbCl2 giảm nhưng khi nồng độ
HCl cao hơn 10% thì độ hoà tan tăng do tạo phức)
- Với dung dịch H2SO4 loãng:
 Kim loại đứng trước H tạo muối sunfat trong đó kim loại có số oxi hoá
thấp và giải phóng H2.
 Chì coi như không phản ứng với H2SO4 loãng do tạo ra PbSO4 ít tan
ngăn cản phản ứng tiếp diễn.
 Đồng tan trong dung dịch HCl loãng hoặc dung dịch H2SO4 loãng khi
có oxi hoà tan, do sự oxi hoá khá mạnh của O2 trong môi trường axit:
2Cu + O2 + 4HCl  2CuCl2 + 2H2O
2Cu + O2 + 2H2SO4  2CuSO4 + 2H2O
- Với dung dịch H2SO4 đặc, nóng:
9


Ví dụ: Với H2SO4 đặc, nóng Zn và Cd sẽ phản ứng tạo ra SO 2 và S, còn
với H2SO4 đặc nguội có thể tạo ra H2S:
Zn + 2H2SO4(đặc)

to

ZnSO4 + SO2 + H2O
to

3Zn + 4H2SO4(đặc)

3ZnSO 4 + S + 4H2O
4ZnSO 4 + H2S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4(đặc)
- Với dung dịch HNO3 loãng:

 Kim loại tác dụng với dung dịch HNO3 loãng thường tạo ra muối nitrat
trong đó kim loại có số oxi hoá cao, NO và H2O.
Ví dụ: 3Sn + 8HNO3  3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Sn tác dụng với dung dịch HNO3 rất loãng tạo ra NH3(NH4NO3):
4Sn + 10HNO3  4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
- Với dung dịch HNO3 đặc:
 Kim loại tác dụng với dung dịch HNO3 đăc, nóng tạo muối nitrat trong
đó kim loại có số oxi hoá cao, NO2 và H2O.
Ví dụ: Pb + 4HNO3  Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Kết luận: Khi kim loại tác dụng với các axit có tính oxi hoá mạnh thì sản
phẩm của phản ứng phụ thuộc vào tính khử của kim loại, nồng độ của axit và
nhiệt độ của phản ứng. Trong phản ứng này, axit là chất oxi hoá, số oxi hoá
của nguyên tố trung tâm đã giảm. Ví dụ:
6

H2 S O4
5

H2 S O3

kim loại
kim loại

4

2

0

S O2, S , H2 S
4

2

1

0

3

N O2, N O, N 2O, N 2, N H3

II. DÃY THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA KIM LOẠI
1. Cặp oxi hoá - khử của kim loại

10


Trong phản ứng hoá học, cation kim loại có thể nhận electron để trở

thành nguyên tử kim loại, ngược lại nguyên tử kim loại có thể nhường
electron để trở thành cation kim loại.
Ví dụ: Ag+ + 1e  Ag
Mn+ + ne  M
Chất oxi hoá

Chất khử

Như vậy, dạng oxi hoá nhận electron chuyển thành dạng khử tương ứng
và ngược lại dạng khử nhường electron chuyển thành dạng oxi hoá tương
ứng.
Chất oxi hoá và chất khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp
oxi hoá - khử. Ở thí dụ trên ta có các cặp oxi hoá - khử sau:
Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Mn+/M
2. Pin điện hoá
Nhúng thanh kẽm vào dung dịch CuSO4 sẽ xảy ra phản ứng:
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Trong phản ứng trên, nguyên tử kẽm bị oxi hoá thành cation Zn2+ tan vào
dung dịch, đồng thời cation Cu2+ bị khử thành đồng kim loại bám trên thanh
kẽm.
2e

Zn

+ Cu2+  Zn2+ + Cu

Như vậy, đã xảy ra phản ứng oxi hoá - khử giữa Zn và Cu2+. Năng lượng
của phản ứng hoá học chuyển thành nhiệt năng.
Thực nghiệm:
● Nhúng thanh kẽm vào cốc đựng dung dịch ZnSO41M

● Nhúng thanh đồng vào cốc đựng dung dịch CuSO41M
● Nhúng 2 đầu ống thuỷ tinh hình chữ U chứa dung dịch KNO3 đặc vào
2 cốc trên (gọi là cầu muối)

11


● Lấy dây dẫn nối thanh kẽm với thanh đồng qua một vôn kế. Chiều
quay của vôn kế cho biết có dòng điện một chiều đi từ thanh Cu (điện cực
dương) đến thanh kẽm (điện cực âm).
Giải thích: Vôn kế cho biết U = 1,08V; đó là suất điện động của pin.
Trong pin điện hoá đã xảy ra các quá trình sau:
- Ở điện cực âm, nguyên tử Zn nhường electron biến thành cation Zn2+
nên thanh kẽm tan dần vào dung dịch.
Zn  Zn2+ + 2e (quá trình oxi hoá Zn)
- Ở điện cực dương, cation Cu2+ nhận electron từ nguyên tử Zn chuyển
sang biến thành nguyên tử Cu bám trên thanh đồng và nồng độ cation Cu2+
trong dung dịch giảm.
Cu2+ + 2e  Cu (quá trình khử Cu2+)
Vậy trong pin đã xảy ra phản ứng oxi hoá - khử:
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
Trong cầu muối, các cation K+ di chuyển sang cốc đựng dung dịch
CuSO4 và các anion NO 3 di chuyển sang cốc đựng đungịch ZnSO4 làm cho
các dung dịch muối luôn trung hoà điện.
Trong pin, năng lượng của phản ứng hoá học chuyển thành điện năng.
Khi thay nửa bên trái của pin Zn – Cu bằng thanh sắt nhúng trong cốc
đựng dung dịch FeSO4, ta có pin Fe - Cu hoặc khi thay nửa bên trái của pin
Zn - Cu bằng thanh bạc nhúng trong dung dịch AgNO3, chiều quay của kim
vôn kế cho biết đồng là điện cực âm, bạc là điện cực dương và ta có pin Cu Ag.

3. Thế điện cực chuẩn của kim loại
12


Để so sánh thế điện cực của các kim loại khác nhau, người ta xác định
thế điện cực của các kim loại đó so với thế điện cực hiđro chuẩn.
a) Thế điện cực hiđro chuẩn
Điện cực hiđro chuẩn gồm một bản platin hấp phụ khí H2 ở áp suất 1 atm
nhúng ở trong dung dịch chứa ion H+ có nồng độ 1M. Như vậy, điện cực
hiđro chuẩn là cặp oxi hoá - khử H+/H2.
Người ta quy ước thế điện cực hiđro chuẩn của cặp oxi hoá - khử H+/H2
là 0,00 V và kí hiệu là E oH



/ H2

= 0,00 V.

b) Thế điện cực chuẩn của kim loại
Thế điện cực chuẩn của kim loại là thế ở điện cực kim loại nhúng trong
dung dịch ion kim loại đó có nồng độ 1M.
 Khi nối một điện cực gồm thanh Zn nhúng trong dung dịch chứa ion
Zn2+ 1M với điện cực hiđro chuẩn, kim vôn kế cho biết kẽm là điện cực âm,
điện cực hiđro là điện cực dương và hiệu thế giữa hai điện cực đó là 0,76 V.
Trong pin điện hoá Zn - H2, kẽm nhường electron và electron này qua
dây dẫn đến bản platin, ion H+ ở điện cực hiđro nhận electron từ bản platin
biến thành nguyên tử H rồi 2 nguyên tử H kết hợp với nhau thành phân tử H2.
Zn + 2H+  Zn2+ + H2
 Khi nối một điện cực Ag nhúng trong dung dịch chứa ion Ag+ 1M với

điện cực hiđro chuẩn, kim vôn kế cho biết bạc là điện cực dương, điện cực
hiđro là điện cực âm và hiệu thế giữa hai điện cực đó là -0,80 V.
Trong pin điện hoá Ag - H2, hiđro nhường e, e này qua dây dẫn đến
thanh bạc, cation Ag+ ở điện cực Ag nhận e để biến thành nguyên tử Ag.
Khi pin điện hoá hoạt động:
- Cực (-): H2  2H+ + 2e
- Cực (+): Ag+ + 1e  Ag

13


Phản ứng oxi hoá - khử trong pin điện hoá:
2Ag+ + H2  2Ag + 2H+
Hiệu điện thế của pin điện hoá luôn luôn là một số dương. Người ta quy ước:
- Thế của điện cực âm đối với điện cực hiđro có giá trị âm.
- Thế của điện cực dương đối với điện cực hiđro có giá trị dương.
Trong pin điện hoá Zn - H2, hiđro là cực dương, kẽm là cực âm còn trong
pin điện hoá Ag - H2 hiđro là cực âm, bạc là cực dương.
Như vậy: Thế điện cực chuẩn của kẽm là -0,76 V.
Thế điện cực chuẩn của Ag là + 0,80 V.
Kí hiệu là:

E oZn

2

/ Zn

E oAg

= -0,76 V



/ Ag

= +0,80 V

Tương tự như vậy, người ta xác định thế điện cực chuẩn của các kim loại khác
THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA MỘT SỐ KIM LOẠI Ở 25OC
Điện cực

Eo (V)

Điện cực

Eo (V)

K+/K

- 2,93

Ni2+/Ni

- 0,23

Ba2+/Ba

- 2,90

Sn2+/Sn

- 0,14

Ca2+/Ca

- 2,87

Pb2+/Pb

- 0,13

Na+/Na

- 2,71

Fe3+/Fe

- 0,031

Mg2+/Mg

- 2,37

2H+ (axit)/H2

0,00

Al3+/Al

- 1,66

Cu2+/Cu

+ 0,34

Mn2+/Mn

- 1,19

Hg+/Hg

+ 0,798

Zn2+/Zn

- 0,76

Ag+/Ag

+ 0,80

Cr3+/Cr

- 0,74

Hg2+/Hg

+ 0,85

Fe2+/Fe

- 0,44

Pt2+/Pt

+ 1,20

2H+(H2O)/H2

- 0,41

Au3+/Au

+ 1,50

4. Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại và ý nghĩa
14


a) Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
Dãy thế điện cực chuẩn của kim loại là dãy gồm những cặp oxi hoá - khử
của kim loại được sắp xếp theo chiều tăng dần thế điện cực chuẩn của các cặp
oxi hoá - khử.
Dãy thế điện cực chuẩn của một số kim loại:
Mg2+/Mg Al3+/Al Zn2+/Zn Fe2+/Fe Ni2+/Ni Sn2+/Sn Pb2+/Pb H+/H2 Cu2+/Cu Ag+/Ag Au3+/Au
Eo = -2,37 - 1,66 - 0,76 - 0,44 - 0,23 - 0,14 - 0,13 - 0,00 + 0,34 + 0,80 + 1,50(V)

b) Ý nghĩa của dãy thế điện cực chuẩn của kim loại
Dựa vào dãy thế điện cực chuẩn của kim loại, ta có thể dự đoán khả năng phản

ứng:
1. Phản ứng có thể tự xảy ra được khi hiệu thế điện cực chuẩn Eo>0.
2. Eo càng dương (có trị số càng lớn) phản ứng xảy ra càng dễ dàng. Cụ
thể là:
- Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ đẩy được kim loại có thế điện cực
chuẩn lớn hơn ra khỏi dung dịch muối.
- Kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm thì có tính khử càng mạnh và
ion của kim loại đó có tính oxi hoá càng yếu.
- Kim loại có thế điện cực chuẩn càng dương có tính khử càng yếu và ion
của kim loại đó có tính oxi hoá càng mạnh.
- Kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm càng dễ đẩy khí H2 ra khỏi
axit.
- Các kim loại có thế điện cực chuẩn dương không tác dụng với axit giải
phóng H2.
5. Suất điện động chuẩn của pin điện hoá
Suất điện động chuẩn của pin điện hoá bằng thế điện cực chuẩn của cực
dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Suất điện động của pin điện hoá
luôn luôn là một số dương.

Ví dụ:
15


()

()

()

()

+ Suất điện động chuẩn của pin điện hoá Zn  Sn :
o
E pin
  0.14   0,76  0,62 V 

+ Suất điện động chuẩn của pin điện hoá Cr  Cu :
E opin  0,34   0,74 1,08 V 

III. SỰ ĐIỆN PHÂN
1. Khái niệm
Điện phân là quá trình oxi hoá - khử xảy ra trên bề mặt các điện cực,
dưới tác dụng của dòng điện một chiều chạy qua chất điện li ở trạng thái nóng
chảy hay dung dịch chất điện li.
2. Các bộ phận chính của thiết bị điện phân
Thiết bị điện phân có 3 bộ phận chính:
- Bình chứa chất điện phân (chất điện phân có thể ở trạng thái nóng chảy
hoặc tan trong nước).
- Hai điện cực thường làm bằng chất rắn dẫn điện.
+ cực nối với cực âm (-) của nguồn điện gọi là catot.
+ Cực nối với cực dương (+) của nguồn điện gọi là anot.
- Nguồn điện: Đó là pin, ăcquy hay điện lưới đã cho đi qua máy chỉnh
lưu để biến đổi thành dòng điện một chiều.
3. Sự điện phân của các chất điện li
a) Điện phân nóng chảy
Ví dụ: Điện phân nóng chảy NaCl.
- Ở catot (cực âm) xảy ra sự khử ion Na+:
2Na+ + 2e  2Na
- Ở anot (cực dương) xảy ra sự oxi hoá ion Cl  :
2Cl   Cl2 + 2e

Biểu diễn sự điện phân bằng sơ đồ:
16


Catot (-)

NaCl

Anot (+)

2Na+ + 2e  2Na

2Cl   Cl2 + 2e

đpnc

Phương trình điện phân: 2NaCl

2Na + Cl2

b) Điện phân dung dịch
 Điện cực trơ (graphit, platin)
Ví dụ: Điện phân dung dịch NiSO4.
Catot (-)

NiSO4

Anot (+)

Ni2+, H2O

H2O, SO 24 

Ni2+ + 2e  Ni

2H2O  O2 + 4H+ + 4e

Sự khử ion Ni2+do

Sự oxi hoá H2O giải phóng khí O2

ion Ni2+ dễ bị khử hơn H2O

vì H2O dễ bị oxi hoá hơn ion SO 24 

Phương trình điện phân:

đpdd

2NiSO4 + 2H2O

2Ni + O2 + 2H2SO4

 Điện cực tan (kim loại Ni, Cu, Ag, Au …)
Ví dụ: Điện phân dung dịch NiSO4 với anot là kim loại Ni.
- Ở catot (cực âm) ion Ni2+ bị khử thành nguyên tử Ni bám trên bề mặt
catot:
Ni2+(dd) + 2e  Ni (r)
- Ở anot (cực dương)các nguyên twr Ni bị oxi hoá thành ion Ni2+ đi vào
dung dịch: Ni (r)  Ni2+ (dd) + 2e

Trong sự điện phân này ta đã dùng anot tan.
- Phương trình điện phân: Ni(r) + Ni2+(dd)  Ni2+ (dd) + Ni (r)
Catot

Anot

Sự điện phân dung dịch NiSO4 được coi là sự chuyển dời kim loại Ni từ
anot sang catot.
Phương pháp điện phân với anot tan được dùng để tinh chế kim loại (như
tinh chế vàng, bạc) hay mạ điện. Ví dụ để có vàng 99,99% (vàng 4 số 9)
người ta điện phân dung dịch muối của vàng với anot tan là vàng thô.
17


4. Định luật Faradday
Dựa vào công thức biểu diễn định luật Farađay, ta có thể xác định được
khối lượng chất thu được ở các điện cực

m =

AIt
nF

m - Khối lượng chất thu được ở điện cực (gam)
A - Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực
I - Cường độ dòng điện (ampe)
t - Thời gian điện phân (giây)
n - Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận
F - Hằng số Farađay (F = 965000)
Ví dụ: Tính khối lượng Na thu được ở catot khi điện phân NaCl nóng

chảy với dòng điện I = 5A trong 1 giờ.
2NaCl
mNa =

đpnc

2Na + Cl2

23.5.3600
 4,92  g 
96500.1

IV. ĐIỀU CHẾ KIM LOẠI
1. Nguyên tắc điều chế kim loại
Hầu hết các kim loại tồn tại trong tự nhiên ở dạng ion trong các hợp chất
hoá học. Muốn chuyển hoá những ion này thành kim loại phải khử chúng.
Vậy, nguyên tắc của việc điều chế kim loại là khử ion dương kim loại
thành nguyên tử: Mn+ + ne  M.
2. Phương pháp điều chế kim loại
a) Phương pháp nhiệt luyện
Dùng các chất khử như C, CO, H2 hoặc kim loại Al để khử ion kim loại
trong oxit ở nhiệt cao.
Ví dụ: Fe2O3 + 3CO

to

2Fe + 3CO2

Nếu là sunfua kim loại kiềm như Cu2S, ZnS, FeS2, … thì phải chuyển
thành oxit kim loại. Sau đó khử oxit kim loại bằng chất khử thích hợp.

Ví dụ:

2ZnS + 3O2

to
o

t

18

2ZnO + 2SO2


ZnO + C

Zn + CO

Phương pháp nhiệt luyện được dùng rộng rãi trong công nghiệp để điều
chế những kim loại có độ hạot động hoá học trung bình.
b) Phương pháp thuỷ luyện
Dùng những dung môi thích hợp như dung dịch NaOH, H2SO4, NaCN,
… để hoà tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không
tan có trong quặng. Sau đó, khử những ion kim loại này bằng kim loại có tính
khử mạnh như Fe, Zn, …
Ví dụ: Để điều chế bạc, người ta nghiền nhỏ quặng bạc sunfua Ag2S rồi
xử lí bằng dung dịch natri xianua NaCN, lọc được dung dịch muối phức bạc:
Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S
Sau đó, dùng kim loại Zn khử ion Ag+ trong phức:
2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2ag

Phương pháp thuỷ luyện (còn gọi là phương pháp ướt) được dùng để
điều chế những kim loại có thế oxi hoá khử cao như Cu, Hg, Ag, Au, …
c) Phương pháp điện phân
Dùng dòng điện một chiều để khử các ion kim loại, người ta có thể điều
chế được hầu hết các kim loại.
- Điều chế các kim loại có tính khử mạnh như Li, Na, K, Ca, Al, … bằng
cách điện phân nóng chảy các hợp chất của chúng như oxit, hiđroxit, muối.
Ví dụ: 4NaOH

đpnc

4Na + O2 + 2H2O

- Điều chế các kim loại có tính khử trung bình hay yếu (kim loại đứng
sau Al trong dãy điện hoá) bằng cách điện phân dung dịch muối của chúng:
Ví dụ: 2ZnSO4 + 2H2O

đpdd

2Zn + O2 + 2H2SO4

V. PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP VỀ KIM LOẠI
1. Dạng bài tập xác định tên kim loại
Phương pháp giải: Bài tập xác định tên kim loại thường được quy về
một trong các dạng sau đây:
19


 Cấu hình electron của nguyên tử kim loại  Z  tên kim loại
 Tính trực tiếp khối lượng mol kim loại M

đối chiếu bảng tuần hoàn

tên

kim loại
 Tìm khoảng xác định của M: a < M < b

1.Tính chất kim loại
2. Bảng tuần hoàn

tên

kim loại
 Lập hàm M = f (n), trong đó n = 1, 2, 3, 4 (hoá trị của kim loại)
đối chiếu bảng tuần hoàn

giá trị M chấp nhận  tên kim loại.

 Xác định tên kim loại kế tiếp trong một chu kì hoặc một nhóm thông
qua giá trị M  tên hai kim loại
 Nếu không xác định được chính xác giá trị của M , có thể xác định
khoảng biến thiên của M :
a< M
1.Tính chất kim loại

tên 2 kim loại.

2. Bảng tuần hoàn

Ví dụ1: Tổng số các hạt p, n, e trong một nguyên tử kim loại X là 34. X là
A. Na

B. K

C. Li

D. Ca

Suy luận:
Ta có: 2Z + N = 34  N = 34 - 2Z
Mà: Z  N  1,33Z  Z  34 - 2Z  1,33Z  10,21  Z  11,33 
Z = 11  X là Na
Ví dụ 2: X là hợp kim của hai kim loại gồm kim loại kiềm M và kiềm thổ R.
Lấy 28,8 gam X hoà tan hoàn toàn vào nước, thu được 6,72 lít H2 (đktc). Đem
2,8 gam Li luyện thêm vào 28,8 gam X thì phần trăm khối lượng của Li trong
hợp kim vừa mới luyện là 13,29%. Kim loại kiềm thổ R trong hợp kim là
A. Sr

B. Ca

C. Ba

D. Mg

Suy luận:
Nếu M không phải là Li  %Li =

2,8

.100%  8,86%  13,29%  M là Li
28,8  2,8

20


2Li + 2H2O  2LiOH + H2
x

0,5x

R + 2H2O  R(OH)2 + H2
y

y

Ta có hệ:
7 x  Ry  28,


0,5 x  y  0,3
2,8  7 x .100  2,8  28,8.13,29


 x  0,2

 y  0,2  R là Ba
R  137


Ví dụ 3: Hoà tan hoàn toàn 15,15 gam hỗn hợp hai kim loại kiềm thuộc hai
chu kì liên tiếp trong bản tuần hoàn vào nước thu được dung dịch X. Để trung
hoà 1/2 dung dịch X cần dùng 2,25 lít dung dịch HCl + H2SO4 có pH = 1.
Hai kim loại kiềm đó là
A. Li và Na

B. Na và K

C. K và Rb

D. Rb và Cs

Suy luận:
pH = 1  [H+] = 0,1M  nH  = 0,225 mol
+ 2H2O  2 M

2M
x

+

+ 2OH  + H2 

x
H+  H2O

OH  +
0,5x 

0,5x

 0,5x = 0,225  x = 0,45 mol  M =
 M

1

15,15
= 33,66
0,45

= 23 (Na) < M < M2 = 39 (K)

2. Dạng bài tập kim loại tác dụng với nước và dung dịch kiềm
Phương pháp giải:
a) Khi bài toán cho hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng với nước hay dung
dịch kiềm cần lưu ý:
21


 Chỉ có kim loại kiềm, Ca, Ba mới tan trong nước ở nhiệt độ thường:
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2 
 Chỉ có Be, Zn, Pb, Al, Cr mới tan trong dung dịch kiềm.
Zn + 2OH   ZnO 22  + H2
Be + 2OH   BeO 22  + H2 
Al + OH  + H2O  AlO 2 +

3
H2 
2

Cr + OH  + H2O  CrO 2 +

3
H2 
2

b) Khi bài toán cho hỗn hợp gồm 2 kim loại kiềm hoặc kiềm thổ và Al
hoặc Zn tác dụng với nước thì:
Na + H2O  Na+ + OH  +

1
H2 
2

Al + OH  + H2O  AlO 2 +

3
H2 
2

Muốn biết Al đã tan hết hay chưa ta phải biện luận:
 Nếu nNa = nOH   nAl  Al tan hết
 Nếu n Na = nOH  < nAl  Al chưa tan hết
 Nếu chưa biết nAl, nNa ban đầu thì ta cần xét hai trường hợp trên. Rút ra
trường hợp thoả mãn đề ra.
c) Nếu bài toán cho hoà tan hỗn hợp gồm một kim loại kiềm A và một
kim loại B hoá trị n vào nước thì ta phải xét 2 trường hợp sau:
 B là kim loại tan trực tiếp vào nước (Ca, Ba)
2A + 2H2O  2A+ + 2OH  + H2 

2B + 2nH2O  2Bn+ + 2nOH  + nH2 
 B là kim loại có hiđroxit lưỡng tính, khi đó:
2A + 2H2O  2A+ + 2OH  + H2 

22


B + (4 - n)OH  + (n - 2)H2O  BO n2  4 +

n
H2 
2

d) Nếu bài toán cho nhiều kim loại tan trực tiếp vào nước tạo dung dịch
kiềm và sau đó lấy dung dịch kiềm tác dụng với dung dịch hỗn hợp axit thì để
đơn giản ta nên viết các phương trìnhphản ứng xảy ra dưới dạng ion thu gọn.
Ví dụ1: Có hốn hợp X gồm chất rắn Mg, Al, Al2O3. Cho 9 gam hỗn hợp
X tác dụng với dung dịch NaOH dư, kết thúc phản ứng thu được 3,36 lít H2
(đktc). Nếu cũng cho một lượng hỗn hợp như trên tan hoàn toàn trong dung
dịch HCl dư sinh ra 7,84 lít H2 (đktc). Số gam Al2O3 trong hỗn hợp ban đầu là
A. 0,15 gam

B. 2,55 gam

C. 2,85 gam

D. 1,5 gam

Suy luận:
 X + NaOH dư: Mg không phản ứng

Al2O3 + 2NaOH  2NaAlO2 + H2O
Al + NaOH + H2O  NaAlO2 +
0,2
 X + HCl dư: nH 2 =

3
H2 
2

0,15
7,84
= 0,35 mol
22,4

Al2O3 + 6HCl  2AlCl3 + 3H2O
2Al + 6HCl  2AlCl3 + 3H2 
0,2

0,15

 nH 2 còn lại = 0,35 - 0,15 = 0,2 mol
Mg + 2HCl  MgCl2 + H2 
0,2

0,2

 mAl 2 O 3 = 9 – (27.0,2 + 24.0,2) = 1,5 gam  đáp án D
Ví dụ 2: Chia 39,9 gam hỗn hợp X ở dạng bột gồm Na, Al và Fe thành 3
phần bằng nhau:
Phần 1: Cho tác dụng với nước lấy dư, giải phóng ra 4,48 lít (đktc) khí H2.

Phần 2: Cho tác dụng với dung dịch NaOH dư, giải phóng ra 7,84 lít (đktc) khí H2.
23


Hoà tan hoàn toàn phần 3 trong dung dịch HCl dư, thấy giải phóng ra V
lít H2 (đktc). Giá trị của V là
A. 4,48

B. 7,84

C. 10,08

D. 12,32

Suy luận:
 Phần 1 + H2O dư: Vì nH 2 phần 2 > nH 2 phần 1  Al còn dư, OH  hết
Na + H2O  Na+ + OH  +

1
H2 
2

x

0,5x

x

2Al + 2H2O + 2OH   2AlO 2 + 3H2 
x

1,5x

 nH 2 = 0,5x + 1,5x =

4,48
= 0,2  x = 0,1 mol
22,4

 Phần 2 + NaOH dư:
Na + H2O  Na+ + OH  +

1
H2 
2

0,1

0,05

2Al + 2H2O + 2OH   2AlO 2 + 3H2 
y

1,5y

 nH 2 = 0,05 + 1,5y =

 nFe

7,84

= 0,35  y = 0,2 mol
22,4

1
.39,9  (23.0,1  0,2.27)
= 3
 0,1 mol
56

 Phần 3 + HCl dư:
2Na + 2HCl  2NaCl + H2 
0,1

0,05

2Al + 6HCl  2ALCl3 + 3H2 
0,2

0,3

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 
24


0,1

0,1

 VH 2 = (0,05 + 0,3 + 0,1). 22,4 = 10,08 lít  đáp án C
Ví dụ 3: Hoà tan hoàn toàn 18,3 gam hỗn hợp 2 kim loại Na và M (hoá

trị n không đổi) trong nước thu được dung dịch X và 4,48 lít H2 (dktc). Để
trung hoà 1/2 dung dịch X cần vừa hết 1 lít dung dịch HCl + H2SO4 có pH =1.
Tên kim loại M là
A. Mg
Suy luận: nH 2 =

B. Ba

C. Al

D. Zn

4,48
= 0,2 mol; nH  = 1.0,1 = mol
22,4

Nếu M có hiđroxit lưỡng tính
Na + H2O  Na+ + OH  +
x

x

1
H2 
2

0,5x

M + (n - 2)H2O + (n - 2)OH   AlO n2 4 +

n
H2 
2

y

0,5ny

(n - 2)y

 nOH  dư = x – (n - 2)y; nH 2 = 0,5x + 0,5ny = 0,2  x + ny = 0,4 (1)
OH  + H+  H2O
0,1  0,1


1
[x - (n - 2)y] = 0,1  x - ny + 2y = 0,2  y = -0,1 mol < 0 (loại)
2

 M tác dụng trực tiếp với H2O  M chỉ có thể là Ba  đáp án B.

3. Dạng bài tập kim loại tác dụng với dung dịch axit:
Dạng 1: Bài tập về 1 kim loại + 1 axit
Loại bài tập này tương đối đơn giản, khi giải cần lưu ý:
25